apostila qa quantitativa

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Universidade Federal de Goiás

Departamento de Química Av. Dr. Lamartine Pinto de Avelar, 1120

Setor Universitário, CEP 75.704-020

Campus - Catalão - GO

Fones: (0XX)-64 - 3411 – 1500

QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA

Roteiro das Atividades Práticas

Responsáveis:

Profª Dra Luciana Melo Coelho

Técnico: Regis Marcus

Catalão, 2o semestre de 2007

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Por método entendo aquelas regras certas e fáceis cuja rigorosa observação impede que se suponha verdadeiro o que é falso e faz com que - sem consumir esforços inúteis e aumentando gradualmente sua ciência - o espírito chegue ao verdadeiro conhecimento de todas as coisas acessíveis à inteligência humana.

René Descartes

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SUMÁRIO

Operações gerais de laboratório de Análise Química.......................................... 4

Generalidades.................................................................................................... 4

Técnicas de precipitação gravimétrica.................................................................. 6

Técnicas de titulação volumétrica........................................................................ 10

Dessecadores.................................................................................................... 12

Balança analítica................................................................................................ 13

Experimentos em Química Analítica Quantitativa:

Prática no 01: Calibração de aparelhos volumétricos.............................................. 16

Prática no 02: Preparo e padronização de soluções............................................... 21

Prática no 03: Índice de acidez do leite e do vinagre............................................. 25

Prática no 04: Análise da soda cáustica comercial................................................. 28

Prática no 05: Determinação do teor de Mg(OH)2 no leite de magnésia.................. 30

Prática no 06: Determinação do teor de H3PO4 no ácido fosfórico comercial............ 32

Prática no 07: Determinação da concentração de cálcio e magnésio em calcário..... 36

Prática no 08: Determinação de H2O2 em água oxigenada:comparação de métodos 41

Prática no 09: Análise de comprimido de vitamina C.............................................. 45

Prática no 10: Determinação de matéria orgânica no solo...................................... 48

Prática no 11: Determinação de NaCl: comparação de métodos............................. 51

Prática no 12: Determinação gravimétrica de sulfato............................................. 54

Bibliografia............................................................................................................. 57

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Operações gerais de laboratório de Análise Química

Generalidades:

Nas múltiplas atividades de laboratório, o operador (analista) se defronta

com a natureza química, onde poderá desenvolver suas aptidões e intuição

química. Se estiver interessado e for, ao mesmo tempo, cético e honesto,

certamente observará mais do que é esperado. Aspectos desconhecidos podem

surgir em qualquer operação laboratorial. Apresentaremos algumas

recomendações gerais para o êxito do operador na execução dos métodos

analíticos.

Organização:

A análise quantitativa abrange comumente operações de rotina que

consomem tempo sem exigir atenção constante, tais como: secagem em estufa,

calcinação em mufla, digestões, evaporações e dissoluções. É de bom alvitre,

durante esse tempo, trabalhar em outras fases da experiência, ou em outras

experiências. Elaborar uma lista judiciosa da seqüência e do número de etapas e

do tempo necessário para realizá-las aumenta em muito a eficiência do operador

economizando-lhe tempo.

Limpeza do material de vidro:

Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa

devem ser perfeitamente limpos antes do uso, pois a presença de substâncias

gordurosas nas suas paredes internas e a presença de substâncias contaminantes

podem induzir a erros no resultado final da análise.

Deve-se ter sempre presente que não existe um método ideal para a

limpeza da vidraria do laboratório. Ocorre que a superfície de silicato de vidro

tem certa afinidade por determinados materiais, como cátions em geral e

moléculas com ponte de hidrogênio.

Verifica-se o estado de limpeza de um aparelho volumétrico enchendo-o com

água e observando-se o seu escoamento. Se gotículas ou uma película não uniforme

de água, aderentes as paredes internas do equipamento, forem detectadas, então

torna-se necessário limpa-lo.

Vários detergentes são encontrados no mercado para este fim e devem ser

usados conforme as instruções de uso dos fabricantes. As causas mais comuns de

imperfeições na limpeza, são restos de detergentes e gorduras. No caso de gorduras,

quando em grande quantidade, emprega-se um solvente orgânico (ex. éter de

petróleo) seguido de lavagens com água e com um agente oxidante. Antigamente, o

oxidante mais empregado para a remoção de gorduras, detergentes, amostras, etc.

era a solução sulfocrômica (uma mistura de ácido sulfúrico com dicromato de

potássio). No entanto, em virtude dos riscos envolvidos na presença do Cromo VI na

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solução, comprovadamente cancerígeno em humanos e acumulativo no meio

ambiente, o uso da solução sulfocrômica foi banido.

A solução a ser substituída pela sulfocrômica é a de ácido nítrico 10% (v⁄v).

Normalmente emprega-se soluções ácidas para limpeza de vidraria, pois materiais de

vidro não são atacados por ácidos (exceto ácido fluorídrico). Em muitos casos,

dependendo do estado em que se encontra o material volumétrico, é suficiente o uso

de detergentes. Frascos, béqueres, pesa-filtro, pipetas, buretas, etc. são

geralmente limpos com uma escova adequada e uma solução morna de

detergente. Nos casos mais renitentes e para pipetas onde a escova não pode

chegar, tornam-se necessárias soluções de lavagem mais ativa, como KOH

alcoólico e peróxido ácido.O etanoato de sódio ou de potássio deve ser usado

somente em casos extremos, porque ataca rapidamente o equipamento volumétrico. O

tempo de contato do etanoato com o matérial de vidro não deve ser maior do que um

minuto. Após a lavagem com detergente e (ou) ácido nítrico 10% (v⁄v), enxaguar o

material com bastante água corrente e, finalmente, lavar no mínimo 3 vezes com água

deionizada. O equipamento volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água

destilada escorre uniformemente pelas suas paredes internas.

Anotações e relatórios:

Certa autodisciplina para o uso adequado do caderno de anotações é

qualidade imprescindível a todo aspirante ao bom trabalho científico no

laboratório. Resumidamente, há algumas regras gerais com que concordam os

pesquisadores analistas de longa experiência.

Lembraremos:

a) À medida que forem sendo obtidos, os dados devem ser registrados à

tinta de maneira clara e legível;

b) O trabalho de cada página deve ser datado e com legendas específicas em

evidências, de maneira que, a um rápido olhar, saiba-se o que a página

contém;

c) Cada item deve ficar claramente indicado. Uma página contendo somente

números e fórmulas expressa pouco; os números devem apresentar

unidades.

Apresentamos a seguir, como exemplo, anotações sobre as determinações de

cloretos.

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Exemplo de uma página contendo anotações sobre a determinação de cloretos

em amostras de água por meio do método argentimétrico de Mohr

Amostra: água (amostra do B. Laranja) Prof. Carlos A. dos S. Costa 26/05/82

Titulação das alíquotas de 100,0 mL I II III IV V

Leitura final do AgNO3 (mL) na bureta 40,20 40,10 40,00 40,10 42,10

Leitura inicial (mL) 0,10 0,10 0,10 0,10 0,10

Volume total AgNO3 (mL) 40,10 40,00 39,90 40,00 42,00

Como os resultados parecem indicar que o valor obtido em (V) discorda

dos demais, realiza-se teste para confirmar a suspeita. Pode-se empregar, por

exemplo, o Teste do Quociente Q (sugestão do professor da disciplina).

Técnicas de precipitação gravimétrica:

Chama-se precipitação operação contrária à dissolução e consiste em

provocar a insolubilidade de algum corpo dissolvido em um líquido. As

precipitações gravimétricas são realizadas em recipientes largos e pouco

profundos (béqueres, cápsulas), para a efetivação da filtração subseqüente.

Adição de agente precipitante:

Os precipitados tornam-se maiores e mais puros quando o agente

precipitante for adicionado lentamente e com agitação constante para evitar

concentração local do reagente. A adição lenta do agente precipitante se efetua

com uso de pipetas ou buretas, deixando-se o reagente escoar lentamente pelas

paredes do copo. Sempre que a natureza do precipitado permitir, a precipitação

deverá ser realizada a quente.

Processo de digestão:

Muitas vezes pode-se obter precipitado, em uma forma mais fácil de

filtrar, deixando-o em repouso na solução mãe durante algum tempo. Isso é

devido ao fato de que um precipitado recém-formado não pode alcançar o

equilíbrio na solubilidade, especialmente com substâncias que tendem a formar

soluções sobressaturadas. No entanto, a digestão não deverá ser efetuada em

temperatura próxima à ebulição, pois o precipitado se projetará do fundo do

recipiente, podendo ocasionar uma perda do material.

Um precipitado bem digeridos se sedimenta com rapidez depois de uma

agitação, deixando o líquido sobrenadante límpido. A adição de um excesso de

agente precipitante no líquido sobrenadante é necessário para se ter a

comprovação de que a precipitação foi completa.

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Filtração:

A filtração é uma operação na qual uma mistura heterogênea de um fluído

e de partículas sólidas se separa em seus componentes, graças ao emprego de

um meio filtrante que permite a passagem do fluído, mas retém as partículas

sólidas. Essa operação implica, portanto, no fluxo de fluídos através de meios

porosos.

No caso da gravimetria, o fluído será a solução na qual se gerou o

precipitado, e as partículas sólidas mencionadas acima serão os próprios

precipitados formados. Se o precipitado for submetido a uma calcinação utiliza-se

geralmente papel de filtro, e se o precipitado for submetido a uma dessecação

(em estufa), empregam-se cadinhos filtrantes de fundo poroso.

Papel de filtro:

A escolha conveniente do papel de filtro a ser empregado na análise

dependerá das dimensões e capacidades do mesmo em relação à quantidade e a

granulometria do precipitado formado. O precipitado não deverá ocupar mais da

metade do papel de filtro, para que possa ser lavado convenientemente. A

escolha do tamanho do funil deverá ser tal que o filtro fique pelo menos 5 a

15mm abaixo do bordo do funil.

Os papeis de filtro quantitativos, sob a forma de discos encontrados

comercialmente, têm diâmetro de 5,5; 7,0; 9,0; 11,0; 12,5; 15,0; 21,85cm e

apresentam qualidades variáveis. Os tipos principais são: papel mole para

precipitados gelatinosos, como o Al(OH)3; papel de filtro médio, para precipitados

do tipo CaC2O4, e papel de filtro duro para precipitados cristalinos, como o

BaSO4. Além dos papeis de filtro mencionados, são fabricados outros tipos para

fins especiais.

O disco de papel de filtro é dobrado duas vezes (Figura 1), primeiro, é

dobrado ao meio e depois dobra-se ao meio novamente. Rasga-se um pedaço de

uma das pontas livres e abre-se a outra dobra, formando um cone. Molha-se o

funil com água destilada, e então se coloca o papel de filtro dentro do funil,

apertando as dobras do papel contra as paredes do funil para ajusta-lo

perfeitamente.

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Figura 1: Esquemas de dobrar e adaptar papel de filtro para filtrações.

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Funis de filtração:

O funil analítico utilizado na filtração pode se de vidro com haste longa e

apresentando certo ângulo de abertura. Os funis de vidro podem ser de dois

tipos:

a) funis com ângulos de 60 graus, com ranhuras longitudinais;

b) funis com ângulos de 58 graus, sem ranhuras.

O diâmetro do funil deve ser de um a dois centímetros maiores do que o

raio do papel de filtro, e a haste deve ser longa, cerca de 15 cm. Coloca-se o

funil analítico com o filtro no anel do suporte, encostando a extremidade inferior

da haste à parede do recipiente que vai recolher o líquido filtrado. Com auxílio de

um bastão de vidro, verte-se o líquido límpido que passa do béquer para o funil,

e depois, com auxílio de um frasco lavrado, fazer o seguinte:

I- remover o precipitado das paredes para o fundo do béquer com este em

posição vertical;

II- inclinar ligeiramente o béquer com o bico para baixo, afim de arrastar o

precipitado do fundo;

III- inclinar o béquer ainda mais até atingir a posição horizontal, afim de

que o precipitado escorra para dentro do funil (Figura 2A e 2B).

Sempre que a solubilidade ou a natureza do precipitado permita, a

filtração deve ser efetuada a quente.

Figura 2B: Lavagem e remoção do precipitado

Cadinhos filtrantes:

São recipientes de vidro possuindo um fundo poroso sob a forma de

discos, constituindo partículas de vidro sinterizadas e fundidas ao corpo do

cadinho. Os discos têm porosidades variáveis designada pelos números 1 a 4,

diminuindo o diâmetro dos poros à medida que aumenta a numeração.

A filtração empregando esses cadinhos é feita sob pressão reduzida. O

cadinho filtrante é adaptado ao Kitassato por uma rolha de borracha. Liga-se o

Kitassato a um frasco de segurança, e este a uma bomba de água ou de vácuo.

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A pressão atmosférica gerada impele o líquido através dos poros do filtro,

retendo o precipitado.

Empregam-se também cadinhos de porcelana de fundo poroso, pelo

mesmo processo já descrito anteriormente. Sua vantagem é de suportar grandes

variações de temperaturas. As camadas filtrantes são apresentadas com

porosidade grossa, média e fina.

Cadinhos de Gooch:

Nos cadinhos de Gooch, o meio filtrante é constituído de fibras longas de

asbestos colocadas sobre o fundo perfurado do cadinho. Sua utilização na

filtração é feita através de sucção sendo incluído com uma suspensão rala de

amianto em água destilada. Após, aplica-se sucção fraca. Quando a camada tiver

um ou dois centímetros de espessura, sobre ela coloca-se um pequeno disco de

porcelana, perfurando, e adiciona-se mais um pouco de suspensão de asbesto. A

finalidade do disco é fixar a camada filtrante.

Lavagem dos precipitados:

Durante a lavagem são eliminadas impurezas retidas na superfície do

precipitado, através da adição de determinada quantidade de líquido de lavagem,

preconizado pelo método. Procede-se à lavagem começando por uma

decantação, seguida de uma filtração.

Lança-se no recipiente que contém o precipitado certo volume de líquido

de lavagem. Mistura-se bem, deixa-se depositar novamente o precipitado, e

transfere-se o líquido sobrenadante para um filtro, com auxílio de um bastão de

vidro com ponta de borracha, seguida de nova adição de uma porção de líquido

de lavagem no recipiente. O precipitado, após sofrer conveniente processo de

lavagem, é lançado para o filtro, de acordo com o que já foi visto. Depois de ter

verificado que não existem partículas do precipitado no recipiente nem no

bastão, efetua-se a lavagem definitiva do precipitado no filtro.

Técnicas de titulação volumétrica:

Nas operações de titulação volumétrica, utilizam-se os aparelhos

volumétricos, que nada mais são do que utensílios de vidros graduados,

empregados nas medidas de volumes líquidos.

Os aparelhos volumétricos se classificam em:

a) Aparelhos volumétricos calibrados para conter um dado volume líquido

como o balão volumétrico;

b) Aparelhos volumétricos calibrados para escoar determinados volumes

como pipetas, provetas e buretas.

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Dos aparelhos acima citados, o mais empregado nas titulações

volumétricas são as buretas, cujo manejo passaremos a descrever.

Buretas:

Servem para escoar volumes variáveis de líquidos e são constituídas de

um tubo de vidro uniformemente calibrado em mL e providas de um dispositivo

adequado para fácil controle da vazão do líquido, situado entre o tubo e a ponta

afilada, que permite estilar o líquido. As buretas de uso mais corrente são de 25

e 50 mL. Nos trabalhos com escala semi-micro são usadas buretas de 5 a 10 mL

graduadas em 0,01 ou 0,02 mL.

Dispositivo de controle da vazão das buretas:

São os dois dispositivos de controlar a vazão dos líquidos contidos na

bureta: a) torneira de vidro esmerilhada ou teflon; b) pinça comprimindo um

tubo de borracha. O primeiro dispositivo é o mais usado, mas sofre restrições

quando as soluções são alcalinas. A segunda, entretanto, é mais utilizada para

soluções alcalinas.

As buretas estão dispostas verticalmente em suportes com base esmaltada

de cor branca, fixadas em pinças com duas garras, nas quais podem ser

movimentadas. Quando o ponto final for indicado pelo aparecimento de uma

turvação, é recomendável fazer a observação contra o fundo de cor preta.

Leitura na bureta

A localização do ponto mais baixo do menisco é a referência para o

ajustamento e leitura do aparelho, desde que a linha de visão do observador se

situe em ângulo reto com o tubo. Caso contrário, o ajustamento e leitura são

afetados pelo erro de paralaxe. No caso de soluções fortemente coradas, os

ajustes e leituras são feitos em relação à parte superior do menisco.

Figura 3B: Técnica de manipulação

com a bureta

Figura 3A: Leitura do

minisco

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Tempo de escoamento:

O tempo de escoamento total das buretas deve situar-se em torno de 3

minutos. Em se tratando de titulação, não se deve escoar mais de 10 mL por

minuto, salvo recomendação especial.

Buretas especiais para titulação à quente:

Quando é feita titulação à quente, utilizam-se buretas especiais. Nestas, a

torneira é deslocada para o lado, impedindo que o calor se transmita o menos

possível à solução contida na bureta.

Uso da bureta:

A bureta deve ser lavada 3 a 4 vezes com pequenas porções da solução

que se vai usar, adicionada por meio de um pequeno funil colocado na parte

superior da bureta. Certifique-se de que a torneira da bureta esteja fechada.

Enche-se a bureta até um pouco acima do zero da sua escala e remove-se o

funil. Abre-se a torneira para encher com solução a ponta afilada da bureta e

para expulsar o ar. Deixa-se escoar a solução até que a parte inferior do menisco

coincida exatamente com a posição zero da escala da bureta, eliminando a gota

do terminal do mesmo. Ao efetuar-se a titulação, a torneira ou pinça da bureta

são controlados com a mão esquerda, enquanto o frasco erlenmeyer, contendo a

solução, e segurado pela mão direita, imprimindo-se um movimento de rotação

para que cada gota do reativo se disperse na solução a titular.

Quando se atinge o ponto final, através da mudança de cor da solução

que se titula, faz-se a leitura do volume gasto, de maneira que o terminal da

bureta não fique com nenhuma gota em suspensão, que deverá ir para o frasco

de titulação. Terminada a titulação, deixa-se escoar a solução que está dentro da

bureta (esta porção não deverá ser retornada ao frasco original da solução, mas

desprezada). A bureta é lavada com água destilada e coberta convenientemente

para protegê-la contra poeira.

Dessecadores:

O processo de secagem da amostra (ou reagente) é devido principalmente

à possibilidade de alteração do conteúdo de unidade de uma substância. Pode

ser necessário secar a amostra (ou o reagente) à determinada temperatura e

informar o resultado da umidade da amostra (ou reagente) em relação a essa

temperatura. O procedimento tem a vantagem de proporcionar uma amostra (ou

reagente) de composição constante em relação à umidade. As estufas ou os

dessecadores são equipamentos utilizados na operação de secagem.

As estufas são aparelhos com aquecimento elétrico e termostaticamente

controlados, construídos para produzir temperatura desde aproximadamente 40

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até 200 graus centígrados. A temperatura é lida em um termômetro e controlada

com chave seletora. A circulação do ar pode ser feita por orifícios localizados

interna ou externamente no aparelho.

Os dessecadores são recipientes de vidro, que têm uma tampa

perfeitamente ajustável, mantendo a atmosfera do seu interior livre de vapor de

água por meio de um agente dessecante (desidratante), colocado em um

compartimento inferior ao dessecador. Em cima do desidratante, a uma

determinada altura, há uma placa de porcelana contendo orifícios que sustêm os

recipientes nos quais se encontram as amostras (ou reagentes). As bordas da

tampa e do dessecador são esmerilhados, sendo usual passar um lubrificante

adequado para melhorar a vedação do recipiente.

Quando você remover ou colocar a tampa de um dessecador, use um

movimento de arrastar para o lado, para minimizar a perturbação da amostra e evitar

a quebra da tampa do dessecador.

Os agentes dessecantes são substâncias que tem a propriedade de

absorver vapores de água, por meio de uma ação química ou física. Dos agentes

dessecantes mais utilizados encontram-se: a) CaCl2 anidro; b) ácido sulfúrico

concentrado; c) óxido de cálcio e alumínio; d) perclorato de magnésio; e)

perclorato de magnésio triidratado; f) sulfato de cálcio anidro; g) óxido de bário;

h) óxido de cálcio; i) óxido de alumínio; j) sílica gel.

Alguns agentes dessecantes, como por exemplo, sílica gel, alumínio

ativado e sulfato de cálcio anidro, contêm o cloreto de cobalto como indicador

que acusa a hidratação do dessecante, mudando sua colaração inicial quando

em contato com grande quantidade de vapor de água absorvido.

A regeneração de alguns agentes dessecantes, como a sílica gel, é feita

mediante aquecimento em estufa a 120oC, enquanto a alumina ativada e o

sulfato de cálcio anidro requerem temperaturas de 175oC e 275oC,

respectivamente.

Balança analítica:

Na maioria das análises químicas, uma balança analítica é usada para se obter massas com alta exatidão. Balanças semi-analíticas são também usadas para medidas

nas quais a necessidade de resultados confiáveis não é crítica.

1. Tipos de Balanças Analíticas:

As balanças analíticas podem ser classificadas conforme suas capacidades e

precisões de medida nas condições de capacidade máxima. A Tabela 1 mostra esta

classificação.

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Tabela 1 - Classificação das balanças analíticas.

TIPOS CAPACIDADE DE

PESAGEM

PRECISÃO NA

CONDIÇÃO DE

CAPACIDADE MÁXIMA

Balança Analítica 1g a vários Kg 1 parte em 105 g

Macrobalança 160-200 g 0,1 mg

Balança Semi-

microanalítica 10-30 g 0,01 mg

Balança Microanalítica 1-3 g 0,001 mg ou 1 g

A balança analítica tem passado por uma grande revolução nas últimas

décadas. A mais antiga e tradicional tinha dois pratos ligados a um cavaleiro, a qual

era suspensa pelo seu centro por um fiel. O objeto a ser pesado era colocado em um

dos pratos. Pesos padrões suficientes eram colocados no outro prato de modo a

restaurar a posição inicial do cavaleiro. A pesagem com este tipo de balança de braços iguais era tediosa e demorada. A primeira balança analítica de um prato apareceu no mercado em 1946. A velocidade e conveniência de se pesar com ela era muito superior

à tradicional de dois pratos. Consequentemente, esta nova balança passou a ser usada

na maioria dos laboratórios.

Uma balança analítica eletrônica moderna fornece velocidade e facilidade de

uso surpreendentes. Por exemplo, controla-se as funções por simples toques numa

barra de controle. Numa posição da barra liga-se e desliga-se o instrumento, numa

outra posição, calibra-se automaticamente a balança usando um peso padrão e numa

terceira posição, realiza-se a tara, com ou sem um objeto no prato. Dados confiáveis

de pesagem são obtidos com pouca ou nenhuma prática de uso.

2. Precauções ao se usar uma balança analítica:

Uma balança analítica é um instrumento delicado que deve ser manipulado com

extremo cuidado. Observe as seguintes regras gerais para se trabalhar com uma

balança analítica, independentemente de sua marca ou modelo.

i) Centre o peso no prato da melhor forma possível.

ii) Proteja a balança contra corrosão. Objetos a serem colocados no prato devem se

limitar a metais não-reativos, plásticos não-reativos e materiais vítrios.

iii) Consulte seu professor se a balança precisar de ajustes.

iv) Mantenha a balança limpíssima. Uma escova de pelo de camelo é útil para a

remoção de material derrubado ou poeira.

v) Sempre espere que um objeto quente volte à temperatura ambiente antes de pesá-

lo.

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vi) Use luvas ou papéis para segurar objetos secos, não transferindo assim a eles a

umidade de suas mãos.

3. Fontes de erros em pesagens:

Efeitos de Flutuação: Este erro tem sua origem na diferença da força de flutuação

exercida pelo meio (ar) sobre o objeto e sobre os pesos. Assim é importante que a

balança fique em um lugar reservado e durante a pesagem é necessário que as portas

das balanças estejam fechadas.

Efeitos de temperatura: O ato de se pesar um objeto cuja temperatura seja

diferente de seu ambiente provoca um erro significativo na medida. Não deixar tempo

suficiente para que um objeto aquecido volte à temperatura ambiente é a principal

fonte deste problema. Erros devidos a diferenças em temperatura têm duas origens.

Primeiro, as correntes de convecção dentro da caixa da balança exercem efeitos de

flutuação no prato e no objeto. Segundo, ar quente preso num frasco fechado pesa

menos que o mesmo volume a temperatura mais baixa. Ambos os efeitos provocam

uma menor massa aparente do objeto. Este erro pode ser de até 10 a 15 mg para um

cadinho de porcelana, por exemplo. Portanto, objetos aquecidos devem sempre ser

resfriados a temperatura ambiente, antes de serem pesados.

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Prática no 01: Calibração de aparelhos volumétricos

Objetivo:

Calibrar o tempo de escoamento e a capacidade das pipetas volumétricas

(10,00 mL e 25,00 mL)

Introdução:

Em análise química quantitativa, a pipeta volumétrica é um instrumento muito

utilizado e nestas análises os volumes devem ser precisos. Como estes aparelhos não

possuem escalas graduadas, não podemos estimar o erro absoluto como sendo

“metade da menor divisão da escala”. Portanto, estes instrumentos devem ser aferidos

com no máximo um erro relativo de 0,1% entre as calibrações.

Como podemos ver na Tabela 1, para uma pipeta de 25,00 mL o desvio

máximo aceitável é de ± 0,02 mL, isto é, a capacidade da pipeta deve ser expressa

como 25,00 ± 0,02 mL.

Tabela 1: Limite de erro tolerável em pipetas volumétricas

Capacidade (mL) Erro absoluto (mL)

5 0,005

10 0,01

25 0,02

50 0,05

100 0,1

Para uma pipeta volumétrica não só a sua capacidade deve ser aferida, mas

também o seu tempo de escoamento. Se o escoamento for muito rápido, o diâmetro

da abertura da ponta da pipeta deve ser diminuído, convenientemente, na chama de

um bico de Bunsen e se for muito lento, torna-se necessário aumenta-lo, lixando

levemente a ponta da pipeta, até que o tempo de escoamento requerido seja obtido.

O tempo de escoamento para qualquer pipeta volumétrica deve ser tal que o

escoamento livre do líquido não ultrapasse a um minuto e não seja inferior ao valor

para os respectivos volumes especificados na Tabela 2.

Tabela 2: Tempo mínimo de escoamento para pipetas

Capacidade (mL) Tempo (s)

5 15

10 20

25 25

50 30

100 40

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Neste intervalo de tempo o escoamento é mais uniforme, pois o líquido aderido

nas paredes internas da pipeta tem uma velocidade de escoamento aproximadamente

igual a do menisco. Além disso, este tempo foi calculado de modo que houvesse

reprodutibilidade na quantidade de líquido retido na ponta da pipeta, após sua

utilização. Um escoamento rápido pode levar a resultados não reprodutíveis, enquanto

que um escoamento muito lento tem como único inconveniente, o tempo excessivo

necessário para uma operação de transferência de líquido.

A aferição da capacidade da pipeta volumétrica é feita pela pesagem da

quantidade de água que dela é escoada. Mede-se a temperatura da água utilizada na

calibração e verifica-se o valor de sua densidade (ver Tabela 3) nesta temperatura.

Conhecendo-se a massa da água escoada e sua densidade na temperatura de

calibração, calcula-se o volume da pipeta.

Tabela 3: Densidade absoluta da água

Temperatura

(oC)

Densidade

(g. cm-3)

Temperatura

(oC)

Densidade

(g.cm-3)

18 0,998585 24 0,997296

19 0,998405 25 0,997044

20 0,998203 26 0,996783

21 0,997992 27 0,996512

22 0,997770 28 0,996232

23 0,997538 29 0,995944

OBS: Informação adicional Limites de erros associados aos volumes nominais de balões volumétricos

Capacidade, mL Limite de erro, mL

1 ± 0,010 2 ± 0,015 5 ± 0,020 10 ± 0,02 25 ±0,03 50 ± 0,05 100 ± 0,08 250 ± 0,12 1500 ± 0,20 1000 ± 0,30 2000 ± 0,50

Material e reagentes:

- pipeta volumétrica de 10,00 mL

- pipeta volumétrica de 25,00 mL

- béquer de 250 mL

- béquer de 50 mL

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- termômetro (0 a 100 oC)

- cronômetro

- balança analítica

- papel absorvente

- lixa

- solução de ácido nítrico 10% (v⁄v)

Procedimento

Uso da Balança ♦ Centre o peso no prato da balança.

♦ Tare o recipiente a receber a amostra.

♦ Coloque a amostra no recipiente e meça o peso resultante.

Observações

1. Você pode encontrar maiores informações sobre Balanças na referência 1. É

recomendável ler esse material, principalmente a respeito de balanças eletrônicas, que

serão usadas nesta disciplina.

2. Tarar significa zerar a balança mesmo com um peso colocado em seu prato. A

balança eletrônica que você usará no curso faz isso automaticamente, selecionando o

botão TARE.

Procedimento

Calibração da Pipeta ♦ Colocar na sala de balança o béquer de 250 mL com água destilada para que o

conjunto entre em equilíbrio térmico com o ambiente. Deixar o termômetro dentro

do béquer para verificação da temperatura.

♦ Enquanto aguarda o equilíbrio térmico da água e o ambiente, aferir o tempo de

escoamento das pipetas de 10,00 e 25,00 mL (deve ser próximo de 20 e 25 s,

respectivamente), no mínimo 3 vezes.

♦ Lavar as pipetas com detergente cuidadosamente, enxágüe várias vezes com água

da torneira, em seguida lavar com solução de ácido nítrico 10% (v⁄v) e duas a três

vezes com água destilada. Faça o teste do filme homogêneo de líquido na parede interna da pipeta.

♦ Pesar o béquer de 50 mL. Anotar.

♦ Pipetar convenientemente a água em equilíbrio térmico com o ambiente, transferir

para o béquer de 50 mL. Tem-se, portanto, a massa de água escoada pela pipeta.

♦ Meça a temperatura da água usada na calibração e verifique o valor tabelado de

sua densidade em função da temperatura.

♦ Conhecendo-se a massa de água escoada e sua densidade na temperatura da

experiência, calcule o volume da pipeta através da equação abaixo:

19

densidademassa

Volume=

♦ Repita este procedimento mais duas vezes.

♦ Calcule o volume médio através das três medidas efetuadas.

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS-CAMPUS CATALÃO

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

DISCIPLINA QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA

RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia 27 de agosto de 2007.

CALIBRAÇÃO DE APARELHOS VOLUMÉTRICOS

A) Resultados:

Pipeta volumétrica de 10,00 mL

Tempo de escoamento.

1).............. segundos

2).............. segundos

3)...............segundos ===> Média =............... segundos

Capacidade:

1)............... mL

2)............... mL

3)............... mL ===> Média = .............. mL

Pipeta volumétrica de 25,00 mL

Tempo de escoamento.

1).............. segundos

2).............. segundos

3)...............segundos ===> Média =............... segundos

Capacidade:

1)............... mL

2)............... mL

3)............... mL ===> Média = .............. mL

B) Questões:

01) Poderia ser garantida a limpeza de um material de vidro se este for lavado com apenas

água? Explique sua resposta.

02) Qual a finalidade da calibração de pipetas volumétricas com respeito.

a) ao tempo de escoamento? b) a capacidade da pipeta?

21

Prática no 02: Preparo e padronização de soluções

Objetivo:

Determinar o fator correção de uma solução de HCl e de uma solução de NaOH.

Introdução:

Em qualquer laboratório analítico é essencial manter-se um estoque de soluções

de vários reagentes. Estas soluções podem ser classificadas em:

1- Soluções de reagentes que têm uma concentração aproximada: soluções de

uso geral, normalmente empregadas em excesso ou para simples controle de alguma

propriedade do meio reacional. Não exige o uso de balão volumétrico para sua

preparação.

Exemplo: solução usada para ajuste de pH ou solução usada para lavagem de vidraria.

2- Soluções padrão: soluções empregadas em etapas quantitativas de uma análise

química e devem ser preparadas em balão volumétrico tendo como soluto uma

substância denominada padrão primário. Estas soluções contêm um peso exatamente

conhecido do reagente em um volume definido da solução. As soluções assim

preparadas são também denominadas de padrão primário.

3- Soluções padronizadas: são também soluções padrão, entretanto a sua

preparação difere da preparação da solução citada anteriormente Trata-se de soluções

em que o soluto empregado não é um padrão primário. Portanto, para esta solução é

necessário a sua padronização, isto é, conhecer exatamente a sua concentração. Esta

padronização é realizada através de reação desta solução contra um padrão primário

ou contra uma outra solução padrão ou uma solução já padronizada. Para as soluções

padronizadas, em laboratório, determina-se um fator que ao ser multiplicado pela

concentração de rótulo (concentração teórica) nos dá a concentração real da solução,

e, portanto, a solução padronizada pode ser considerada solução padrão.


- Pipeta volumétrica de 25,00 mL.

- Bureta de 50,00 mL.

- Erlenmeyer de 125,0 mL.

- Vidro de relógio, pequeno

- Espátulas.

- Tripé e tela de amianto.

- Dois balões volumétricos de 500 mL

- Solução de HCl 0,100 mol L-1.

22

- Solução de NaOH 0,100 mol L-1.

- Indicador fenolftaleína, 0,1%.

- Indicador alaranjado de metila, 0,1 %.

- Na2CO3, sólido e seco.

- KH(C8H4O4), sólido e seco.

Experimento:

A) Preparação da solução de HCl 0,1 mol L-1:

♦ Transfira cuidadosamente cerca de 4,5 mL de HCl concentrado para um

béquer de 500 mL contendo cerca de 100 mL de água destilada. Homogeneíze a

solução e complete o volume com água destilada.

♦ Transfira a solução obtida para um frasco limpo, seco e rotulado.

Observações:

♦ CUIDADO ao manusear HCl concentrado!

♦ HCl concentrado não é padrão primário. Trata-se de uma solução saturada de HCl

que tem cerca de 36% em massa de HCl e densidade 1,18 g.mL-1.

B) Padronização da solução de HCl 0,100 mol L-1: usa-se como padrão primário a

substância carbonato de sódio PA [Na2CO3] aquecido a 270 - 3OOoC durante 1 hora no

mínimo ou, de preferência, até peso constante. Este tratamento destina-se a eliminar

não só toda a umidade como também algum eventual NaHCO3 existente no carbonato.

A padronização de uma solução ácida também pode ser efetuada contra uma solução

básica padrão ou padronizada.

Procedimento:

01- Pesar, com precisão de 0,1 mg, de 0,10 a 0,15 g de Na2CO3 seco e transferir

quantitativamente para erlenmeyer de 125,0 mL (se necessário chame o

professor). Adicionar ± 50 mL de água destilada para dissolver.

02- Adicionar 3 gotas de solução do indicador alaranjado de metila 0,1% e em seguida

titular com a solução de HCl previamente colocada numa bureta. Continuar a

adição até que a solução passe da coloração amarela para alaranjada.

03- Ferver a solução durante uns 2 minutos para eliminar o CO2, resfriar e, se a

coloração amarela retornar, adicionar mais algumas gotas da solução de HCl até a

solução do erlenmeyer tornar-se alaranjada. Anotar o volume total gasto na

titulação.

23

C) Preparação da solução de NaOH 0,100 mol L-1:

♦ Pese 2,1 g de NaOH (pastilhas) num vidro de relógio ou béquer pequeno.

Com segurança, evite que a pesagem seja muito demorada.

♦ Dissolva essa massa em água destilada fervida, completando o volume para 500mL.

♦ Homogeneíze bem a solução e transfira para um frasco de plástico limpo e seco.

♦ Feche e rotule o frasco.

Observações

♦ NaOH é higroscópico. As pastilhas contêm Na2CO3.

♦ Cuidado ao manusear NaOH.

♦ Água destilada e fervida é usada para minimizar a quantidade de CO2 dissolvida.

♦ Massa e volume são aproximados porque a solução será posteriormente

padronizada, isto é, terá sua concentração exata determinada.

♦ Armazenamento de solução de NaOH em frasco plástico porque NaOH ataca o vidro

(NaOH reage com os silicatos que constituem o vidro)

D) Padronização de solução de NaOH 0,100 mol L-1: usa-se como padrão

primário a substância biftalato de potássio PA [KH(C8H4O4)] seco. Pode-se também

padronizar uma solução básica contra uma solução ácida padrão ou padronizada.

Procedimento:

01- Pesar, com precisão de 0,1 mg, de 0,30 a 0,40 g de biftalato de potássio seco e

transferir quantitativamente para um erlenmeyer de 125,0 mL. Adicionar ± 50 mL

de água destilada para dissolver.

02- Adicionar 3 gotas de solução do indicador fenolftaleína 0,1% e, em seguida, titular

com a solução de NaOH até a viragem de incolor para levemente róseo. Anotar o

volume gasto na titulação.

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ....... de ........................ de 2007.

PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES

A) Resultados:

Padronização da solução de HCl 0,100 mol L-1:

Exper. Massa de Na2CO3 (g) solução de HCl gasto (mL) Fator de correção

1=

2=

3=

Média do Fator de Correção = ___________________

Padronização da solução de NaOH 0,100 mol L-1:

Exper. Massa de KH(C8H4O4) (g) Solução de HCl gasto (mL) Fator de correção

1=

2=

3=

Média do Fator de Correção =____________________

B) Questões:

01)Qual é a diferença entre solução padrão e solução padronizada?

02) 0 que é fator de correção? Qual a sua utilidade e como ele é empregado em laboratório?

03) Em relação à padronização da solução de HCl contra Na2CO3 pergunta-se

a) Porque o carbonato deve ser previamente aquecido a 270-300oC para sua utilização?

b)Explique a necessidade de aquecimento da solução titulada antes de dar por

encerrada a titulação empregada na padronização?

Atenção: apresente os cálculos

25

Prática no 03: Índice de acidez do leite e do vinagre

Objetivos:

Determinar o índice de acidez de produtos comestíveis.

Introdução:

A determinação de acidez de produtos comestíveis pode fornecer um dado

valioso na apreciação do estado de conservação de um produto alimentício. Um

processo de decomposição, seja por hidrólise, oxidação ou fermentação, altera quase

sempre a concentração dos íons hidrogênio. Os métodos de determinação da acidez

podem ser os que avaliam a acidez titulável ou fornecer a concentração de íons

hidrogênio livres, por meio de medida de pH. Os métodos que avaliam a acidez

titulável resumem-se em titular com soluções de álcali-padrão a acidez do produto ou

de soluções aquosas ou alcoólicas do produto e, em certos casos, os ácidos graxos

obtidos dos lipídios. Pode ser expressa em "mL de solução normal por cento" ou

em "gramas" do componente ácido principal.

Leite: o leite é um sistema coloidal, constituído de água, proteína (caseína), lipídios

(oleína e palmitina), glicídios (lactose e glicose), sais minerais (NaCl e KCI), vitaminas

(A, Bl, B2, C, D e E), enzimas (fosfatase e lactase) e gases (CO2 e 02). Sendo de alto

valor nutritivo, o leite é um excelente meio de cultura de microorganismos que agem

como germes de fermentação, oxidando a lactose a ácido lático. Consequentemente, a

acidez aumenta e ocorre a precipitação da caseína e, portanto, a coagulação do leite.

Esta alteração confere um sabor ácido ao leite, tornando-o impróprio para o consumo.

A acidez do leite é expressa em GRAUS DORNIC. Para determinar essa acidez em

graus Dornic, o leite homogeneizado é titulado usando-se como solução padrão uma

solução de NaOH 0,1 N (ou 0,1M), denominada "soda Dornic". Cada 0,1 mL de

soda Dornic corresponde a 1o Dornic, equivalente à acidez de 0,01% de

ácido lático. O leite normal tem de 16 a 20o Dornic.

Vinagre: o vinagre pode ser obtido pela fermentação acética de líquidos alcoólicos

provenientes de produtos contendo amido e/ou açúcar, através de uma fermentação

alcoólica após alcalinização com solução de hidróxido de sódio a 50%. O índice de

acidez do vinagre permite uma quantificação do estado de conservação do mesmo e o

índice de 4% a 8% permite afirmar que o vinagre apresenta estado de conservação

própria para o consumo

Óleo: os óleos e as gorduras apresentam como componentes substâncias que podem

ser reunidas em duas categorias, glicerídeos e os não-glicerídeos. Os ácidos graxos

livres, componentes naturais das gorduras, ocorrem em quantidades geralmente

pequenas. No entanto, eles têm uma participação tão importante na constituição das

moléculas dos glicerídeos e de certos não-glicerídeos, que chegam a representar até

26

96% do peso total dessas moléculas e, assim, contribuem nas propriedades mais

características dos diferentes óleos e gorduras. A diferença entre óleos e gorduras

reside exclusivamente na aparência física. As gorduras apresentam aspecto sólido e os

óleos líquidos. O termo gordura, contudo, é o mais abrangente e usualmente

empregado quando o estado físico não tem maior significância. A palavra azeite é

usada somente para os óleos provenientes de frutos, como por exemplo, azeite de

oliva, azeite de dendê, etc. O índice de acidez de óleos e gorduras revela o estado de

conservação dos mesmos, uma vez que, com o tempo, pode ocorrer o fenômeno da

hidrólise com o aparecimento de ácidos graxos livres. O método analítico

determina a percentagem de ácidos graxos livres, expressa como ácido

oléico. Quanto menor o índice de acidez, melhor a qualidade do óleo, que geralmente

apresenta um índice ≤≤≤≤ 0,1% m/m em ácido oléico

[CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH].


- Erlenmeyer de 125 mL e de 250 mL.

- Pipeta volumétrica de 10,00 mL e de 25,00 mL.

- Bureta de 10,00 mL, 25,00 mL e de 50,00 mL.

- Balão volumétrico de 250,0 mL.

- Pêra

- Leite.

- Vinagre.

- Soda Dornic (solução de NaOH 0,1 N).

- Solução de NaOH 0,1 mol L-1.

- Solução alcoólica de fenolftaleína, 1%

Procedimento:

Acidez do leite:

01- Transferir para um erlenmeyer de 125 mL uma alíquota de 10,00 mL da amostra.

02- Adicionar 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína, 1%.

03- Titular a amostra com soda Dornic contida numa bureta de 25,00 mL até o

aparecimento de coloração levemente rósea permanente.

Acidez do vinagre:

01- Pipetar 25,00 mL de vinagre para um balão volumétrico de 250,0 mL. Completar o

volume com água destilada, fervida e esfriada e homogeneizar. Esta solução é

denominada de solução estoque ou solução amostra.

02- Pipetar uma alíquota de 25,00 mL da solução amostra para um erlenmeyer de

250mL. Adicionar 2 gotas de solução fenolftaleína 1% e titular com solução padrão de

NaOH 0,1 mol L-1 até a primeira coloração rósea permanente.

Ácido Lático ===> H3CCHOHCOOH e Ácido Acético ===> H3CCOOH

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ......... de ............................. de 2007.

ÍNDICE DE ACIDEZ DO LEITE E DO VINAGRE

A) Resultados:

Acidez do leite:

Marca do leite analisado=....................................

Alíquota titulada =.............................

Soda Dornic gasto= V1=............ mL, V2 =............ mL e V3 =............ mL

Vmédio = ............ mL.

Acidez do Leite =............. OD ......................... % m/v em ácido lático.

Acidez do vinagre:

Marca do vinagre analisado =.....................................

Volume da amostra=....................... mL.

Volume da solução estoque =..................... mL

Alíquota titulada=.................... mL.

Solução de NaOH:............. mol L-1 e Fc =...................

Volume de NaOH gasto = V1=............... mL, V2=............... mL e V3 =............... mL

Vmédio=............mL.

Acidez do Vinagre =....................... % m/v em ácido acético.

B) Questões:

01) O que é determinar índice de acidez e qual a sua importância?

02) Explique o significado das expressões: soda Dornic e grau Dornic.


28

Prática no 04: Análise de soda cáustica comercial

Objetivo:

Determinação da percentagem de NaOH e de Na2CO3 em soda cáustica

comercial.

Introdução:

A soda cáustica apresenta como substância principal o NaOH, porém sempre

contém impurezas de Na2CO3 devido a absorção de umidade e de CO2. Daí a

necessidade de determinar o teor de NaOH na presença de Na2CO3.

Para análise de uma mistura de carbonato e hidróxido, o método mais

empregado consiste na determinação do álcali total (carbonato + hidróxido) por

titulação com ácido padrão, usando-se alaranjado de metila ou azul de bromofenol

como indicador. Numa segunda porção da solução amostra o carbonato é precipitado

com ligeiro excesso de solução de cloreto de bário e, sem filtração, a solução é titulada

com ácido padrão usando-se como indicador fenolftaleína ou azul de timol. A última

titulação dá o conteúdo de hidróxido e, por diferença deste da primeira titulação,

obtém-se o volume de ácido consumido pelo carbonato.


- Béquer de 50 mL.



- erlenmeyer de 250 mL.


- Soda cáustica comercial.

- Solução de alaranjado de metila 1 % e solução de fenolftaleína 1 %.

- Solução padronizada de HCl 0,100 mol L-1 e solução de BaCl2 1%.

Procedimento:

01- Pesar 1,0 g da amostra, com precisão de 0,1 mg, e transferir para balão

volumétrico de 100,0 mL. Completar o volume com água e homogeneizar. Esta é a

solução estoque.

02- Pipetar uma alíquota de 10,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer de

250 mL, juntar 2 gotas de indicador alaranjado de metila 1% e titular com solução

padrão de HCl 0,1 mol L-1 até obter a coloração alaranjada.

03- Pipetar uma outra alíquota de 10,00 mL da solução estoque para um

erlenmeyer limpo de 250 mL e aquecer a ± 70oC.

04- Adicionar à solução ainda quente, devagar e agitando, uma solução de BaCl2 1

% até precipitação total de BaCO3. Deixar esfriar.

05-Juntar 2 gotas de solução fenolftaleína 1 %, agitar e titular com solução padrão

de HCl 0,100 molL-1 até obter descoloração da solução.

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

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Aula do dia ........ de ........................... de 2007.

ANÁLISE DE SODA CÁUSTICA COMERCIAL

A) Resultados:

Massa de soda cáustica...............g

Volume da solução estoque=................ mL

Volume da alíquota titulada =................ mL

Solução de HCl:............... mol L-1 e Fc =....................

Indicador Alaranjado de Metila:

V1 =............. mL, V2 =............. mL e V3 =............. mL==> Vmédio =.............. mL

Indicador fenolftaleína:


Soda Cáustica: NaOH .................... % (m/m)

Na2CO3................... % (m/m)

B) Questões:

01) O que significa a expressão "determinação do álcali total"?

02) Como você explica a presença de Na2CO3 na soda cáustica? Dê também a

equação de reação da formação deste carbonato.

03) Escreva a equação de reação de precipitação que é provocada durante a

execução do método de análise. Qual é a finalidade desta precipitação ?


30

Prática no 05: Determinação do teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésia

Objetivo:

Determinar o teor de Mg(OH)2 no leite de magnésia.

Introdução:

O leite de magnésia é uma suspensão branca e opaca de hidróxido de

magnésio, com uma especificação média estabelecida de 7% m/m. A titulação direta

de uma alíquota da amostra de leite de magnésia é difícil de ser realizada, pois as

partículas de hidróxido de magnésio em suspensão podem causar erros ao aderirem às

paredes do frasco erlenmeyer, ficando fora do contato do titulante. Outro problema

que pode surgir em conseguência de a amostra ser opaca, é a difícil percepção de uma

mudança precisa da cor do indicador no ponto final da titulação.

Para controlar tais problemas, adiciona-se um volume definido em excesso de

uma solução padrão de ácido clorídrico. Excesso este que proporcione concentração

suficiente para dissolver e neutralizar todas as partículas suspensas de hidróxido de

magnésio e resultar em uma solução transparente. Em seguida, o ácido clorídrico em

excesso é titulado com uma solução padrão de hidróxido de sódio.

Mg(OH)2(s) + 2 H+ � 2 H2O + Mg2+

H+ (que não reagiu) + OH-(titulante) � H2O


- erlenmeyer de 125 mL

- leite de magnésia

- pipeta de 50,00 mL

- HCl 0,1 mol/L

- solução alcoólica de fenolftaleína 1%

- solução padrão de NaOH 0,1 mol/L

Procedimento:

01- Pesar diretamente em um erlenmeyer de 125 mL 1,0g de leite de magnésia

contido em um frasco previamente homogeneizado (anotar a massa).

02- Pipetar 50,00 mL de solução de HCl 0,1 mol/L padronizado e acrescentar ao

frasco do erlenmeyer.

03- Adicionar 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína, 1%.

04- Titular com solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L até o aparecimento de

coloração levemente rósea permanente.

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

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Aula do dia ....... de .............................. de 2007.

DETERMINAÇÃO DO TEOR DE HIRÓXIDO DE MAGNÉSIO NO LEITE DE

MAGNÉSIA

A) Resultados:

Marca do leite de magnésia analisado: ...........................................

Massas de leite de magnésia pesada:

m1 =............. g

m2 =............. g

m3 =............. g

Solução de HCl adicionado:

Volume:....................

Concentração:.........................

Fc =............................

Solução titulante:

Concentração:...................

Fc =.................................

Volume de solução titulante gasto, respectivamente às massas:


Teor de Mg(OH)2 no leite de magnésia:.................% m/m

B) Questões:

01) Qual a importância em determinar o índice de acidez de um produto oferecido

ao consumidor?

02) Explique a diferença entre solução e suspensão. Atenção: apresente os cálculos

32

Prática no 06: Determinação do teor de H3PO4 no ácido fosfórico comercial

Objetivos:

Determinar a pureza de ácido fosfórico comercial em função da escolha do

indicador e do H+ titulado.

Introdução:

Os ácidos polipróticos contêm mais de um átomo de hidrogênio substituível por

molécula. Quando se titula um ácido poliprótico (ex: ácido oxálico) surgem as

seguintes perguntas:

-Será possível titular apenas um, ou os dois átomos de hidrogênio substituíveis?

-No caso de ser possível titular ambos os átomos de hidrogênio substituíveis

por molécula, será possível titulá-los separadamente?

-Em cada caso, que indicador deverá ser empregado?

Estas perguntas podem ser respondidas mediante observação das curvas de

titulação destes ácidos. De modo geral, para que se possa titular o primeiro hidrogênio

ionizável separadamente do segundo, a relação Ka1/Ka2 deve situar-se, pelo menos, ao

redor de 104.

O ácido fosfórico é um ácido poliprótico que possui três etapas de dissociação,

H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4- Ka1 = 7,52 x 10-3

H2PO4- ⇔ H+ + HPO4

2- Ka2 = 6,23 x 10-8

HPO42- ⇔ H+ + PO4

3- Ka3 = 4,80 x10-13

as quais proporcionam, teoricamente, três pontos de equivalência para este sistema

químico. O primeiro é verificado em pH = 4,67; o segundo em pH 9,45 e o terceiro

em pH = 11,85.

A mudança de pH na região do primeiro ponto de equivalência não é muito

pronunciada. Usando-se alaranjado de metila ou verde de bromocresol como

indicador, é necessário que uma determinação paralela com fosfato diácido de

potássio seja feita, de modo a ser possível uma comparação de cor para observação

do ponto de viragem do indicador.

Em pH ao redor de 9,6 ocorre o segundo ponto de equivalência do sistema.

Nesta região de pH pode-se empregar fenolftaleína ou azul de timol como indicador.

A transição de cor destes indicadores, no entanto, ocorre antes do ponto desejado se

não for adicionado ao meio uma solução saturada de NaCl, a qual, aumentando a

força iônica do meio diminui a extensão da hidrólise dos íons HPO42-. Se for

empregado como indicador a timolftaieína não é necessário a adição de NaCl ao

meio, porque ao contrário dos outros indicadores acima citados, sua transição

começa a ocorrer em pH ≈ 9,6.

33

A terceira constante de dissociação do ácido fosfórico é tão pequena (Ka3

corresponde a um ácido tão fraco quanto a água) que o terceiro hidrogênio ionizável

do sistema H3PO4 não tem interesse analítico.


- Béquer de 50 mL.




- Erlenmeyer de 250 mL.

- Solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1.

- Solução de KH2PO4 (0,50 g do sal em 60 mL de água).

- Solução saturada de NaCl (7 g do sal em 20 mL de água)

- Solução dos Indicadores: a) verde de bromocresol; b) timolftaleína; c) fenolftaleína e

d) alaranjado de metila.

Procedimento:

Preparação da amostra:

01- Pesar cerca de 4,0 g (com precisão de 1 mg) do ácido fosfórico comercial e

transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 250,0 mL, contendo

uma certa quantidade de água. Completar o volume do balão com água e

homogeneizar. Esta será a solução amostra.

Titulação no primeiro ponto de equivalência:

01- Transferir duas alíquotas de 25,00 mL da solução amostra para dois frascos

erlenmeyers de 250 mL e adicionar o indicador verde de bromocresol em um deles e

indicador alaranjado de metila no outro.

Observação:

Para comparação e para ter-se uma melhor noção do ponto de viragem do

indicador, transfira uma alíquota de 25,00 mL da solução de KH2PO4 para um

erlenmeyer e adicione o mesmo número de gotas de indicador empregado na análise.

Use a cor obtida como paralelo (ou padrão de cor) para determinar o ponto final da

titulação da amostra.

02- Titular a alíquota de solução amostra com solução padrão de NaOH 0,1 mol L-1.

Titulação no segundo ponto de equivalência:

01- Transferir duas alíquotas de 25,00 mL da solução amostra para dois frascos

erlenmeyer de 250 mL. No primeiro adicionar 1,0 mL de solução saturada de NaCl e o

indicador fenolftaleína. No segundo adicionar somente o indicador timolftaleína.

02-Titular as duas alíquotas de solução amostra com solução padrão de NaOH 0,1 M.

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ....... de ....................... de 2007.

Determinação do teor de H3PO4 no ácido fosfórico comercial

A) Resultados:

Marca do ácido fosfórico comercial:...............................................

Massas do ácido fosfórico comercial:.............................................

Volume da solução estoque:........................................................

Volume das alíquotas tituladas: ...................................................

Solução de NaOH = .................. mol L-1 e Fc = ..................

Titulação no primeiro ponto de equivalência

Volume gasto da solução de NaOH usando indicador verde de bromocresol:

V1 =....................mL

V2 =....................mL

V3=.....................mL

Vmédio =................mL

Ácido Fosfórico Comercial =..........................% m/m em H3PO4.

Volume gasto da solução de NaOH usando o indicador alaranjado de metila:

V1 =....................mL

V2 =....................mL

V3=.....................mL

Vmédio =................mL


Titulação no segundo ponto de equivalência

Volume gasto da solução de NaOH usando indicador timolftaleína:

V1 =....................mL

V2 =....................mL

V3=.....................mL

Vmédio =................mL


35

Volume gasto da solução de NaOH usando indicador fenolftaleína:

V1 =....................mL

V2 =....................mL

V3=.....................mL

Vmédio =................mL



B) Questões:

01) Para o ácido fosfórico, porque falamos que o "3o H+ " não tem utilidade analítica?

02) A “solução paralela feita com fosfato diácido de potássio” é também conhecida

como “padrão de referência de cor”, qual a sua função em uma metodologia de

análise?

03) Porque que na titulação no segundo ponto de equivalência, dependendo do

indicador empregado, há necessidade de adição de solução saturada de NaCl?

04) Admitindo que a titulação no segundo ponto de equivalência é a que apresenta

menor erro de titularão, pergunta-se: titulação no primeiro ponto de equivalência pode

ser recomendada? Explique sua resposta.

36

Prática no 07: Determinação da concentração de cálcio e magnésio em calcário

Objetivos:

Analisar uma mistura de cátions utilizando a titulação por complexação.

Introdução:

O ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) é um reagente muito pouco seletivo,

pelo fato de complexar numerosos cátions di, tri e tetravalentes. Quando uma solução

que contenha dois cátions que formem complexos com EDTA é titulada sem adição de

um indicador formador de complexos, se for permissível um erro de titulação de 0,1%,

a razão das constantes de estabilidade dos complexos de EDTA com os dois metais M

e N deve ser tal que KM /KN ≥ 106, caso N não deva interferir com a titulação de M. É

claro que, estritamente, as constantes KM e KN consideradas na expressão acima

deverão ser as constantes de estabilidade condicional dos complexos. Se forem usados

indicadores formadores de complexos, para um erro de titulação semelhante

deveremos ter KM /KN ≥ 108. Entretanto, pode se ajudar a melhorar a seletividade do

método pelo controle adequado do pH da solução, pelo uso de agentes mascarantes e

emprego de indicadores formadores de complexos.

As constantes de formação dos complexos de cálcio e magnésio com EDTA são

muito próximas, dificultando a diferenciação entre eles numa titulação com EDTA,

ainda que se ajuste apropriadamente o pH do meio. Estes íons serão sempre titulados

simultaneamente usando-se o Ério-T como indicador. É interessante considerar que o

indicador Ério-T não pode ser usado na titulação direta somente de cálcio com EDTA,

isto porque ocorre a formação de um complexo muito fraco com o cálcio, que resulta

numa mudança de cor pouco definida no ponto final da titulação. Posteriormente, com

o desenvolvimento dos métodos complexométricos, novos indicadores surgiram, dentre

eles o Cálcon, que permite a titulação do cálcio em pH alto, no qual o magnésio está

quantitativamente precipitado na forma de hidróxido. Mediante a combinação dos

dados obtidos na titulação de cálcio sozinho e dos dados obtidos na titulação total de

cálcio e magnésio, é possível conseguir os valores individuais de cálcio e magnésio

numa amostra de calcário.


- Béquer de 150 mL, forma alta

- Papel de filtro rápido

- Balão volumétrico de 100,0 mL

- Pipeta volumétrica de 5,00 mL

- Pipeta graduada de 10,00 mL

37

- Erlenmeyer de 125 mL

- Bureta de 50,00 mL

- Calcário moído

- HCl concentrado

- Solução de HCl 1%

- cloridrato de hidroxilamina 10%

- Trietanolamina 1:1

- KCN sólido

- Solução de NaOH 20%

- Solução padrão de EDTA 0,01 mol L-1

- Indicador Ério-T

- Indicador Cálcon

- Solução tampão pH 10

- FeSO4 sólido

Procedimento:

Preparação da amostra:

01- Pesar 0,5 g de amostra de calcário (triturada e seca a 100 - 110oC por duas

horas), com precisão de 1mg, diretamente num béquer de 150 mL, de forma alta.

02- Adicionar 10,00 mL de água destilada e a seguir 10,00 mL de HCl concentrado,

com um conta-gotas, evitando-se qualquer perda devido a efervescência que ocorre

durante a reação dos carbonatos com o ácido. Aquecer a solução resultante durante 15

minutos. Adicionar 20 mL de água e aquecer por mais 5 minutos.

03- Filtrar, recolhendo o filtrado diretamente em balão volumétrico de 100,00 mL.

Lavar o papel de filtro de 3 a 5 vezes com pequenas porções de HCl 1% a quente.

Tomar cuidado para não ultrapassar a marca de menisco do balão. O resíduo,

possivelmente contém sílica e/ou carvão vegetal, e pode ser desprezado.

04- Resfriar o balão e diluir com cuidado até a marca do menisco. Agitar a solução que

será chamada de solução estoque.

Determinação de cálcio:

01- Pipetar uma alíquota de 5,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer de

125mL e adicionar 2 mL de solução de cloridrato de hidroxilamina a 10%. Deixar em

repouso por 5 minutos.

02- Adicionar 2 mL de Trietanolamina 1:1 e agitar. Adicionar alguns cristais KCN

(cuidado1) e agitar.

38

03- Adicionar 5 mL de NaOH 20% e titular com solução de EDTA 0,01 mol L-1 usando

o indicador Cálcon até os últimos traços da cor vermelha. 1Cuidado, adicionar cristais de FeSO4 antes de jogar os detritos na pia.

Determinação de cálcio e magnésio:

01- Pipetar uma segunda alíquota de 5,00 mL da solução estoque para um erlenmeyer

de 125 mL. Adicionar 2 mL de solução de cloridrato de hidroxilamina a 10% e deixar

em repouso por 5 minutos.

02- Adicionar 2 mL de Trietanolamina 1:1 e agitar. Adicionar alguns cristais de KCN

(cuidado2) e agitar.

03- Adicionar 20 mL de solução tampão pH 10 e titular com solução de EDTA

0,01molL-1 usando Ério-T como indicador, até o desaparecimento da cor púrpura e o

aparecimento da cor azul. 2Cuidado, adicionar cristais de FeSO4 antes de jogar os detritos na pia

39

UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS - CAMPUS CATALÃO



RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ...... de ........................ de 2007.

Determinação da concentração de cálcio e magnésio em calcário

A) Resultados:

Calcário, procedência:..............................................

Massa de calcário:.................................... g

Volume da solução estoque:.................................... mL

Volume das alíquotas tituladas:................................ mL

Solução de EDTA

Cocentração:.................mol L-1 e Fc=...................

Indicador Cálcon:

Solução de EDTA gasto

V1 =.................... mL

V2 =.................... mL

V3 =.................... mL

Vmédio=................. mL

Indicador Ério - T:

Solução de EDTA gasto

V1 =.................... mL

V2 =.................... mL

V3 =.................... mL

Vmédio=................. mL

Calcário : ........................ % CaO

......................... % MgO


40

B)QUESTÕES

01) Como funciona o indicador complexométrico para indicar o ponto final de

titulações?

02) Explique como é possível usando EDTA como titulante e os indicadores Ério-T e

Cálcon, determinar cálcio e magnésio numa mesma amostra.

03) Qual é a finalidade de se adicionar solução tampão pH 10 em uma titulação e

NaOH na outra, para a determinação de cálcio e magnésio, respectivamente, em

calcário?

04) Nas titulações, qual a função do cloridrato de hidroxilamina, trietanolamina e

KCN?

05)Qual o objetivo de se adicionar FeSO4 no erlenmeyer, após a titulação, antes de

se jogar os detritos na pia?

06) Explique o princípio da indicação do ponto final das titulações

complexométricas.

41

Prática no 08: Determinação de H2O2 em água oxigenada: comparação de métodos

Objetivos:

Comparar os métodos permanganométrico e iodométrico em uma determinação

de oxi-redução e determinar a concentração de H2O2 em água oxigenada.

Introdução:

O peróxido de hidrogênio é usualmente encontrado na forma de uma solução

aquosa, denominada "Água Oxigenada", contendo cerca de 6%, 12% ou 30% de

peróxido de hidrogênio (H2O2), frequentemente chamada de "20 volumes", "40

volumes" e "100 volumes", respectivamente. Esta terminologia é baseada no volume

de oxigênio que é liberado quando a solução é decomposta por aquecimento. Assim,

1mL de água oxigenada a "100 volumes" produzirá 100mL de oxigênio medidos na

CNTP.

A concentração de H2O2 em água oxigenada é normalmente determinada pelos

métodos: permanganometria e iodometria.

Permangometria:

Usa-se como solução padrão uma solução de KMnO4. Quando a solução padrão

de KMnO4 é adicionada a uma solução de H2O2, acidificada com ácido sulfúrico diluído,

ocorre a seguinte reação química:

2 MnO4- + 5 H2O2+ 6 H+ ⇔ 2 Mn2+ + 8H2O+ 5O2.

Essa reação é a base do método permanganométrico de análise e o ponto final

da titulação é percebido pela coloração rósea permanente por alguns segundos, que

ocorre devido ao excesso de MnO4-, portanto neste método não há adição de

indicador.

Iodometria:

Consiste em tratar a solução de H2O2 com excesso de KI e titular o iodo

liberado com solução padrão de Na2S2O3. Neste método emprega-se íons MoO42- como

catalisador na primeira etapa do processo e amido como indicador específico, que

formará um complexo de adsorção com o iodo. O fundamento do método pode ser

representado por:

MoO42-

H2O2 + 2I- + 2 H+ ⇔ I2 + 2 H2O

I2 + I (excesso) ⇔ I3-

I3- + amido ⇔ I3--amido (complexo azul)

2 S2O32- + I3—amido ⇔ S4O6

2- + 3 I- + amido

(azul) (incolor)

42







- Béquer de 50 mL

- Água oxigenada comercial, 30 volumes

- Solução de H2SO4 1-5 v/v

- Solução de H2SO4 4 N

- Solução padrão de KMnO4 0,1 N

- Solução padrão de Na2S2O3 0,1 N

- Solução de (NH4)2MoO4 3% (neutra)

- Solução de amido 0,2% m/v.

- KI sólido.

Procedimento:

Solução amostra:

Transferir 5,00 mL de água oxigenada 30 volumes para um balão volumétrico de

250,0 mL. Completar o volume com água destilada e homogeneizar. Esta é a solução

amostra que será empregada nos procedimentos permanganométricos e iodométricos.

Permanganometria:

01- Pipetar 25,00 mL da solução amostra para um erlenmeyer de 250 mL. Diluir

com água e agitar.

02- Adicionar 20 mL de solução de H2SO4 1:5 v/v. Agitar e titular com solução

padrão de KMnO4 0,1 N até coloração levemente rósea, porém permanente por alguns

segundos.

Iodometria:

01- Pipetar 25,00 mL da solução amostra para um erlenmeyer de 250 mL. Diluir

com água e agitar.

02- Adicionar, pela ordem, e agitar após cada adição: 1 mL de solução de H2SO4

4N, de 1 a 2 gramas de KI e 2 gotas de solução neutra de (NH4)2MoO4 a 3%.

03- Adicionar 2 mL de solução de amido 0,2 % e titular com solução padrão de

Na2S2O3 0,1 N até a descoloração da solução condita no erlenmeyer.

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RELATÓRIO Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ....... de .................... de 2007.

Determinação de H2O2: comparação de métodos

A) Resultados:

Marca da água oxigenada:...........................................

Volume de água oxigenada analisada = ...........................mL

Volume da solução amostra = .........................................mL

Volume das alíquotas tituladas = .....................................mL

Permanqanometria:

Solução de KMnO4:.............. mol L-1 e Fc=............................

Solução de KMnO4 gasto:

V1 =.................... mL

V2 =.................... mL

V3 =.................... mL

Vmédio=................. mL

Água Oxigenada: ............... mol L-1

................ % m/v

................ Volumes

Iodometria:

Solução de Na2S2O3:........................... mol L-1 e Fc= .........................

Solução de Na2S2O3 gasto:

V1 =.................... mL

V2 =.................... mL

V3 =.................... mL

Vmédio=................. mL

Água Oxigenada:..........................mol L-1

........................ % m/v

.......................... Volumes


44

B) Questões:

01) Explique o princípio da determinação do ponto final análises permanganométricas

e iodométricas.

02) Em titulações permangométricas, explique porque a coloração rósea que indicou o

ponto final desaparece depois de um determinado tempo de repouso do erlenmeyer

utilizado.

03) Defina "Água Oxigenada".

04) Defina "Concentração em Volumes".

45

Prática no 09: Análise de comprimido de vitamina C

Objetivo:

Determinar a quantidade de ácido ascórbico em um comprimido.

Introdução:

A vitamina C, ou ácido ascórbico, é facilmente oxidado ao ácido

dehidroascórbico:

O iodo é um oxidante de poder moderado de tal modo que oxida o ácido

ascórbico somente até ácido dehidroasrcórbico. A reação básica envolvida na reação é:

I2 + C4H6O4(OH)C=COH → 2 I- + 2 H+ + C4H6O4C(=O)-C=O

A vitamina C é rapidamente oxidada pelo próprio oxigênio dissolvido na

solução. Assim, as amostras, depois de dissolvidas, devem ser analisadas o mais rápido

possível.

O frasco da titulação deve ser fechado com papel de alumínio durante a

titulação para evitar absorção de oxigênio adicional do ar. A pequena oxidação causada

pelo oxigênio já dissolvido na solução não é significativa, mas agitação contínua em

um erlenmeyer aberto pode absorver uma quantidade suficiente de oxigênio para

causar erro.


- Béquer de 50 mL



- erlenmeyer de 125 mL

- bureta de 50,00 mL

- papel de alumínio

- comprimido de vitamina C

- solução de amido 1% m/v

- solução padrão de I2 0,03 mol L-1

Procedimento:

01- Pesar ½ comprimido de vitamina C com precisão de 0,1 mg e dissolver em

balão volumétrico de 50,00 mL. Completar o volume com água. Atenção:

esta operação dever ser efetuada o mais rápido possível.

02- Pipetar uma alíquota de 10,00 mL da solução de vitamina C e transferir para

um erlenmeyer.

46

03- Adicionar 5 mL de solução de amido 1% m/v e cobrir a “boca” do erlenmeyer

com papel alumínio, tendo uma pequena abertura para inserir a ponta da

bureta.

04- Titular rapidamente até o aparecimento da cor azul empregando como

titulante a solução padrão de I2 0,03 mol L-1.

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RELATÓRIO Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ....... de ......................... de 2007.

Análise de comprimido de vitamina C

A) Resultados:

Marca do comprimido analisado:................................................

Massa do comprimido:..............................................................

Volume da solução estoque:.....................................................

Volume das alíquotas tituladas:................................................

Solução titulante:

Concentração:....................................

Fc = .................................................

Volume gasto na titulação:

V1 =.................... mL

V2 =.................... mL

V3 =.................... mL

Vmédio=................. mL

Teor de ácido ascórbico informado pelo fabricante:....................................mg/comprimido

Teor de ácido ascórbico encontrado na titulação: ....................................mg/comprimido

Teor de ácido ascórbico encontrado na titulação: .................................... mg/g de comprimido

Erro percentual comparado com o fabricante:............................


B) Questões:

1) O ácido ascórbico apresenta dois átomos de hidrogênio ionizáveis, Ka1= 6,3 x 10-5 e

Ka2= 2,5 x 10-12. Seria possível determinar o teor de ácido ascórbico empregando

volumetria ácido-base? Justifique sua resposta.

2) Como funciona a indicação do ponto final para a determinação do ácido ascórbico ?

48

Prática no 10: Determinação de matéria orgânica no solo

Objetivos:

Determinar o teor de matéria orgânica no solo empregando o método

volumétrico de oxi-redução denominado dicromatometria.

Introdução:

A matéria orgânica no solo é constituída de organismos vivos, de seus

resíduos e, principalmente, de seus produtos de decomposição. Aos produtos de

decomposição nos quais não é mais possível reconhecer a origem, denomina-se

húmus.

A matéria orgânica é de importância fundamental para as propriedades físicas,

químicas e biológicas do solo. É em grande parte graças à matéria orgânica que o

solo apresenta-se agregado e friável, com boa porosidade e com alta capacidade de

retenção de água e nutrientes. Além disso, a matéria orgânica é uma fonte de

nutrientes, principalmente de nitrogênio, fósforo e enxofre,

O método de determinação de matéria orgânica no solo baseia-se na ação

oxidante do dicromato de potássio, em meio ácido, sobre a fração denominada

carbono orgânico do solo. O dicromato de potássio não é um oxidante poderoso e

portanto sua redução por matéria orgânica exige a presença de catalisador para

tornar o processo mais eficiente. O catalisador empregado é o sulfato de prata, que

pode também prevenir a interferência dos cloretos por ventura existentes na amostra

e que seriam oxidados pelo dicromato de potássio.

Ag2SO4 + NaCl ⇔ AgCl + Na2SO4

A atuação principal do dicromato de potássio na oxidação da matéria orgânica

pode ser descrita quimicamente pela equação de reação:

2 K2Cr2O7 + 8 H2SO4 + 3 C ⇔ 2 K2SO4 + 2 Cr2(SO4)3 + 8 H2O + 3 CO2

O excesso de dicromato de potássio resultante da oxidação da matéria orgânica

é titulado com solução de sulfato ferroso amoniacal, Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O.

As semi-reações envolvidas na titulação são:

Cr2O7 2- + 14 H+ + 6 e- ⇔ 2 Cr 3+ + 7 H2O Eo = + 1,33

Fe3+ + e- ⇔ Fe 2+ Eo = + 0,77

Cr2O7 2- + 6 Fe2+ + 14 H+ ⇔ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O

A amostra geralmente libera o íon Fe3+ em solução, o qual provoca o

aparecimento de coloração amarela, dificultando a detecção do ponto final da

titulação. Para eliminar este inconveniente adiciona-se ácido fosfórico, que forma um

complexo incolor com Fe3+, [Fe(PO4)2 ]3-, e também faz baixar o potencial redox do

49

sistema no ponto de equivalência, aproximando assim o ponto final do ponto de

equivalência da titulação.

Nesta titulação emprega-se o indicador difenilamina que muda de coloração

dentro dos limites de alteração do potencial na curva de titulação.




- Buretas de 25,00 mL e de 50,00 mL

- Proveta de 25 mL

- Amostra de solo (Terra Fina Seca ao Ar, TFSA)

- Solução de K2Cr2O7 0,08 mol L-1

- Sulfato de prata, sólido

- Sulfato ferroso amoniacal [Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O], 0,1 mol L-1

- Ácido sulfúrico concentrado

- Ácido fosfórico concentrado

- Difenilamina a 1% m/v

Procedimento:

01-Pesar 0,5 ± 0,001 g de TFSA e transferir para um erlenmeyer de 500 mL.

02-Juntar 10,00 mL de solução de K2Cr2O7 0,08 mol L-1, uma pequena porção de

Ag2SO4 em pó (± 20 mg) e 20 mL de ácido sulfúrico concentrado.

03-Agitar por um minuto, através de leve rotação, tendo o cuidado de evitar que a

terra adira nas paredes do erlenmeyer. Deixar a suspensão em repouso por 30

minutos.

04-Adicionar cerca de 200 mL de água, 10 mL de ácido fosfórico concentrado e 8

gotas do indicador difenilamina 1% m/v.

05-Titular com a solução de sulfato ferroso amoniacal 0,1 mol L-1 até a viragem de

cor azul para verde.

06-Efetuar uma prova em branco para determinar o fator de correção da solução de

sulfato ferroso amoniacal.

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ........ de .................... de 2007.

Determinação de matéria orgânica no solo

A) Resultados:

Terra Fina Seca ao Ar (TFSA):

Amostra, Procedência:.....................

Massa de TFSA:....................

Volume de solução de K2Cr2O7 0,08 mol L-1 adicionado:........................ mL.

Volume gasto do titulante(Fe2+):

V1 =.................... mL

V2 =.................... mL

V3 =.................... mL

Vmédio=................. mL

Prova em Branco:

Volume de solução de K2Cr2O7 0,08 mol L-1: ............... mL

Volume gasto de solução de Fe2+ :............. mL

Fator de Correção da solução de Fe2+=...............

MATÉRIA ORGÂNICA NO SOLO =......................... % em carbono

B) QUESTÕES

01) Explique a função dos reagentes adicionais que foram empregados no

procedimento, isto é Ag2SO4, H2SO4 e H3PO4.

02) Como funciona o indicador difenilamina na determinação do ponto final da

titulação.

03) Qual é a finalidade de se efetuar a prova em branco nesta determinação?

51

Prática no 11: Determinação de NaCl: comparação de métodos

Objetivos:

Comparar métodos volumétricos de precipitação na determinação da

concentração de NaCl em solução padrão.

Introdução:

Os processos de precipitação mais importantes na análise volumétrica utilizam

solução padrão de nitrato de prata como reagente titulante. Estes métodos são

chamados de argentimétricos. Os diferentes tipos de indicadores empregados

distinguem os métodos mais importantes para a determinação de íons cloretos:

Método de Mohr:

A determinação do cloreto é efetuada titulando-se com uma solução padrão de

nitrato de prata usando-se cromato de potássio como indicador. No ponto final,

quando a precipitação dos íons cloreto forem completa, o primeiro excesso de íons

prata reagirão com o indicador ocasionando a precipitação do cromato de prata, de

coloração vermelho-tijolo. Portanto, esta titulação usa as diferenças nos valores dos

produtos de solubilidade do cloreto de prata e do cromato de prata para determinação

do ponto final da titulação.

Método de Fajans:

O método é baseado na propriedade que certos compostos apresentam ao serem

adsorvidos sobre determinados precipitados, sofrendo uma mudança de cor. O

indicador existe em solução na forma ionizada, geralmente como um ânion. Além do

ponto de equivalência, o primeiro excesso de íons prata se adsorverá sobre o

precipitado cloreto de prata, formando a primeira camada de adsorção carregada

positivamente. Deste modo o ânion do indicador será atraído e adsorvido, formando a

contra-camada. A cor do indicador adsorvido é diferente daquela do indicador livre e

esta diferença indicará o ponto final da titulação.

Método de Volhard

Trata-se de um método indireto, onde adiciona-se um excesso de uma solução

padrão de nitrato de prata à solução contendo íons cloreto. O excesso de prata é em

seguida determinado por meio de uma titulação com solução padrão de tiocianato de

potássio usando íons Fe3+ como indicador do ponto final da titulação, devido a

formação do complexo vermelho Fe(SCN)n3-n. Durante a titulação, a formação do

precipitado AgSCN (Kso= 1,1 X 10-12), portanto antes de titular adiciona-se no meio

nitrobenzeno para proteger o precipitado AgCl e evitar erro de titulação.

52





- Solução padrão de NaCl 2,95 g/L

- Solução padrão de AgNO3 0,100 mol L-1

- Solução de NaOH 0,1 mol L-1

- Solução de HNO3 0,1 mol L-1

- Solução de K2CrO4 a 5% m/v

- Dextrina a 1% m/v

- Diclorofluoroceína 0,1% m/v

Procedimento:

Método de Mohr:

01- Transferir uma alíquota de 10,00 mL da solução padrão de NaCl para um

erlenmeyer de 250 mL.

02- Verificar o pH da solução, que deverá estar neutro ou levemente básico, se

necessário adicionar NaOH ou HNO3.

03- Adicionar 1mL de solução de K2CrO4 a 5% e titular com solução padrão de AgNO3

0,1 00 mol L-1 até a coloração vermelho-tijolo.

Método de Fajans:

01- Transferir uma alíquota de 10,00 mL da solução padrão de NaCl para um

erlenmeyer de 250 mL.

02- Ajustar o pH da solução para aproximadamente pH 4.

03- Adicionar 10 mL de suspensão dextrina a 1% e 10 gotas de solução de

diclorofluoroceína a 0,1 %.

04- Titular com solução padrão de AgNO3 0,100 mol L-1 até a coloração rósea.

53




RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ...... de ......................... de 2007.

Determinação de NaCl: comparação de métodos

A) Resultados:

Solução de NaCl analisada:................... g/L

Solução de AgNO3:

Concentração:.................

Fc=.................................

Método de Mohr

Volume das alíquotas= ................................ mL

Solução de AgNO3 gasto: V1 =...............mL; V2 =...............mL e V3 =...............mL

Vmédio =...............mL

Concentração da solução de NaCl =................g/L

Método de Fajans

Volume das alíquotas ............................ . mL

Solução de AgNO3 gasto: V1 =...............mL; V2 =...............mL e V3 =...............mL

Vmédio =...............mL

Concentração da solução de NaCl :..................g/L

B)QUESTÕES

01) Explique o princípio para a determinação do ponto final no:

a) Método de Mohr.

b) Método de Fajans.

c) Método de Volhard.

02) Faça uma breve crítica comparando os três métodos (Mohr, Fajans e Volhard) para

a determinação de cloretos.

54

Prática no 12: Determinação gravimétrica de sulfato

Objetivos:

Aplicar a técnica de análise gravimétrica para determinação de íons sulfatos.

Introdução:

O método baseia-se na precipitação dos íons sulfatos com cloreto de bário

Ba2+ + SO42- ⇔ BaSO4(s) (solubilidade = 0,3 mg/100 mL).

O produto obtido é secado a 100oC e em seguida pesado, calculando-se daí a

concentração de sulfato na amostra. Várias substâncias são coprecipitadas,

provocando erro na determinação de sulfato. Não se pode empregar reprecipitação

sucessivas para a obtenção de um precipitado mais puro, porque não se tem um

solvente adequado para dissolução deste composto. A melhor maneira de evitar a

contaminação por coprecipitação é remover, a priori, as substâncias interferentes,

através de uma precipitação, complexão ou qualquer outra transformação química

adequada.



- Béquer de 400 mL, forma alta

- Vidro de relógio para o béquer

- Bastão de vidro

- Proveta de 100 mL

- Cadinho Gooch de porcelana com camada de amianto

- Banho-maria

- Bomba de vácuo

- Estufa

- Dessecador

- Solução amostra de Na2SO4 0,1 mol L-1

- Solução de HCl 1:1 v/v

- Solução de BaCl2 a 1% m/v

- Álcool etílico

Procedimento:

01- Pesar 0,5 g de CuSO4.5H2O (anote a massa pesada), transferir para um béquer de

400 mL e diluir com água destilada até ± 100 mL.

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02- Adicionar 1mL de HCl 1:1, aquecer a solução à ebulição e adicionar, gotejando

rapidamente, 100 mL de solução quente de BaCl2 1%. Durante a adição do cloreto de

bário, a agitação deve ser constante.

03- Deixar o precipitado depositar por 1 ou 2 minutos e testar o líquido sobrenadante

com gotas de cloreto de bário para verificar se a precipitação foi completa. Se

necessário adicionar mais solução de cloreto de bário.

04- Deixar a mistura em banho-maria por uma hora e depois em repouso por 12 horas

para digestão do precipitado.

05- Filtrar em cadinho Gooch de porcelana com camada filtrante de amianto

previamente aferido. Lavar o precipitado com água quente (± 100 mL) em pequenas

porções e depois com álcool etílico.

06- Secar em estufa a 110oC por duas horas, deixar em dissecador por 1 hora e pesar.

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RELATÓRIO

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aluno (a):.................................................................................................................

Aula do dia ........ de ........................... de 2007.

Determinação gravimétrica de sulfato

A) Resultados:

Massa pesada de CuSO4 na solução amostra: .......................g L-1.

Massa de íons SO42- correspondentes na amostra:................. g L-1.

Massa determinada de BaSO4:..................

Massa de íons SO42- correspondentes:................. g L-1.

Erro percentual na determinação de íons SO42-:..........................

Discuta o erro encontrado

Atenção: apresente os cálculos!

B) Questões:

01) Dê a equação de reação fundamental do método empregado.

02) No procedimento empregado, qual é a finalidade de adicionar HCl antes da

adição do precipitante?

03) O que é digestão do precipitado e qual a sua importância na determinação

gravimétrica de sulfato?

04) Faça um comentário sobre o sistema de filtração e lavagem do precipitado na

determinação de sulfato.

57

Bibliografia

1- Manual de laboratório a ser fornecido pelo docente responsável.

2- N. Baccan, O.E.S. Godinho, L.M. Aleixo e S. Stein, Introdução à Semi-

microanálise Qualitativa - Ed. da UNICAMP, 1988 (Livro texto).

3- A.I. Vogel, Química Analítica Qualitativa, (Trad. M. Catalano e E. Catalano), 3rd.

ed., Editorial Kapelusz, Buenos Aires, (1953), 635 pp.

4- Moeller and R.O Connor, Ions in Aqueous Systems, MacGraw-Hill, New York

(1972), 367pp.

5- A. J. Bard, Equilíbrio Químico, (Trad. de Pacheco e Rico), Harper and Row,

Madrid (1970), 222pp.

6- A. I. Vogel, Análise Química Quantitativa. 6 ed. Rio de Janeiro: LTC-Livros

Técnicos e Científicos, 2002. 462 p.

7- D. C. Harris, Análise Química Quantitativa. 5 ed. Rio de Janeiro: LTC-Livros

Técnicos e Científicos, 2001. 862 p.

8- D. A. Skoog, D. N. West, Fundamentos de Química Analítica. Trad. F. B.

Martinez. Editorial Reverte S. A., Barcelona, 1981.

apostila qa quantitativa

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